Книжная полка Сохранить
Размер шрифта:
А
А
А
|  Шрифт:
Arial
Times
|  Интервал:
Стандартный
Средний
Большой
|  Цвет сайта:
Ц
Ц
Ц
Ц
Ц

Растворы

Покупка
Артикул: 789398.01.99
Доступ онлайн
500 ₽
В корзину
Рассмотрены общие свойства растворов, способы выражения концентрации растворов, а также методы приготовления растворов заданной концентрации. Приведена методика выполнения лабораторных работ по измерению рН растворов электролитов, гидролизу солей, исследованию электропроводности растворов слабых и сложных электролитов. Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям подготовки 21.03.01 «Нефтегазовое дело», 27.03.05 «Инноватнка», 29.03.03 «Технология полиграфического и упаковочного производства», изучающих дисциплины «Химия». «Химия и материаловедение». Подготовлено на кафедре физической и коллоидной химии.
Громова, Е. Ю. Растворы : учебно-методическое пособие / Е. Ю. Громова, Р. И. Юсупова, Г. В. Булидорова. - Казань : КНИТУ, 2020. - 96 с. - ISBN 978-5-7882-2820-4. - Текст : электронный. - URL: https://znanium.com/catalog/product/1899343 (дата обращения: 19.07.2024). – Режим доступа: по подписке.
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов. Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в ридер.
Министерство науки и высшего образования Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное

образовательное учреждение высшего образования

«Казанский национальный исследовательский

технологический университет»

Е. Ю. Громова, Р. И. Юсупова, Г. В. Булидорова

РАСТВОРЫ

Учебно-методическое пособие

Казань

Издательство КНИТУ

2020

УДК 541.1(075)
ББК Г56я7

Г87

Печатается по решению редакционно-издательского совета 

Казанского национального исследовательского технологического университета

Рецензенты:

д-р хим. наук, доц. В. Э. Семенов
д-р хим. наук, проф. Ю. Ф. Зуев

Г87

Громова Е. Ю.
Растворы : учебно-методическое пособие / Е. Ю. Громова, Р. И. Юсупова, Г. В. Булидорова; Минобрнауки России, Казан. нац. исслед. технол. ун-т. – Казань : Изд-во КНИТУ, 2020. – 96 с.

ISBN 978-5-7882-2820-4

Рассмотрены общие свойства растворов, способы выражения концентрации 

растворов, а также методы приготовления растворов заданной концентрации. 
Приведена методика выполнения лабораторных работ по измерению pH растворов электролитов, гидролизу солей, исследованию электропроводности растворов слабых и сложных электролитов.

Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям подготовки 

21.03.01 «Нефтегазовое дело», 27.03.05 «Инноватика», 29.03.03 «Технология полиграфического и упаковочного производства», изучающих дисциплины «Химия», «Химия и материаловедение».

Подготовлено на кафедре физической и коллоидной химии.

ISBN 978-5-7882-2820-4
© Громова Е. Ю., Юсупова Р. И., 

Булидорова Г. В., 2020

© Казанский национальный исследовательский 

технологический университет, 2020

УДК 541.1(075)
ББК Г56я7

С О Д Е Р Ж А Н И Е

1. РАСТВОРЫ .................................................................................................5
1.1. Основные понятия..................................................................................5
1.2. Концентрация раствора........................................................................10
1.3. Установление состава раствора. Титриметрия...................................12
1.4. Приготовление водных растворов.......................................................16

1.4.1. Мерная посуда...............................................................................16
1.4.2. Приготовление молярных растворов............................................17
1.4.3. Приготовление растворов из кристаллогидратов........................18
1.4.4. Приготовление растворов с определенной массовой долей 
растворенного вещества..........................................................................18
1.4.5. Приготовление растворов заданной молярной 
концентрации ...........................................................................................20

Лабораторная работа 1. Приготовление растворов щелочей, 
кислот и солей. Определение концентрации растворов щелочи 
и кислоты титрованием ......................................................................22
Контрольные вопросы........................................................................25
Примеры решения типовых задач.....................................................26
Задачи для самостоятельного решения............................................29

2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ...................................................................32
2.1. Электролитическая диссоциация ........................................................32
2.2. Степень диссоциации...........................................................................33
2.3. Слабые электролиты. Константа диссоциации...................................36
2.4. Закон разведения (разбавления) Оствальда ......................................38
2.5. Электролитическая диссоциация воды...............................................40

2.5.1. Ионное произведение воды..........................................................40
2.5.2. Водородный показатель................................................................41

Лабораторная работа 2. Изменение окраски индикатора 
и оценка рН раствора.........................................................................42
Контрольные вопросы........................................................................47
Примеры решения типовых задач.....................................................47
Задачи для самостоятельного решения............................................49

2.6. Равновесия в растворах электролитов................................................50

2.6.1. Произведение растворимости ......................................................51

Лабораторная работа 3. Произведение растворимости...................54

Контрольные вопросы........................................................................55
Примеры решения типовых задач.....................................................55
Задачи для самостоятельного решения............................................59

2.6.2. Гидролиз солей..............................................................................60

Лабораторная работа 4. Гидролиз солей..........................................65
Контрольные вопросы........................................................................66
Примеры решения типовых задач.....................................................68
Задачи для самостоятельного решения............................................71

2.7. Сильные электролиты ..........................................................................72
2.8. Кондуктометрия....................................................................................77

Лабораторная работа 5. Определение константы 
электролитической диссоциации слабого электролита ..................78
Лабораторная работа 6. Определение коэффициента 
электропроводимости сильного электролита...................................82
Примеры решения типовых задач.....................................................86
Задачи для самостоятельного решения............................................89

Правила техники безопасности в химической лаборатории....................91

Библиографический список .......................................................................94

4

1 .  Р А С Т В О Р Ы

1.1. Основные понятия

Раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная 

система, состоящая из двух или более компонентов. Образование раствора из компонентов – самопроизвольный процесс. 

Различают газообразные, твердые и жидкие растворы. Газооб
разные растворы образуются при смешении газов. Жидкие растворы 
могут быть получены растворением в жидкости газов, твердых тел или 
при смешении жидкостей. 

Твердые растворы – это однородные кристаллические вещества 

переменного состава, которые образуются в процессе кристаллизации 
из расплавов, растворов или при конденсации из газовой фазы. 

Обычно вещество, которое имеется в растворе в большем коли
честве, называют растворителем, а остальные – растворенными веществами. Зачастую растворителем считают тот компонент, который при 
образовании раствора не меняет своего агрегатного состояния. 
Например, при образовании раствора соли в воде растворителем принято считать воду. 

Следует понимать, что деление на растворитель и растворенное 

вещество крайне условно, особенно если количества компонентов в 
растворе соизмеримы. Наибольшее значение имеют жидкие растворы, в 
которых растворителем является жидкость. Наиболее распространенным неорганическим растворителем («универсальным») является вода. 

В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворя
емого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя качественно новую однородную систему. 

Способность к образованию растворов выражена у разных ве
ществ в различной степени. Одни вещества способны смешиваться 
друг с другом в любых количествах (вода и этанол), другие – в ограниченных (хлорид натрия и вода). 

На рис. 1.1 дана схема разрушения ионной кристаллической ре
шетки хлорида натрия при растворении в воде.

Рис. 1.1. Схема разрушения кристаллической решетки NaCl в воде

С точки зрения молекулярно-кинетической теории растворение 

протекает следующим образом. При внесении в воду (полярный растворитель) хлорида натрия (ионный кристалл) находящиеся на поверхности кристалла ионы Na+ и Cl– под действием молекул воды могут отрываться и переходить в раствор. Этот процесс распространяется на следующие слои ионов кристаллической решетки, которые обнажаются после удаления поверхностного слоя ионов. Таким образом, 
ионы, образующие кристалл, постепенно переходят в раствор. 

Ионы, перешедшие в раствор, вследствие диффузии распределя
ются равномерно по всему объему растворителя (диффузия – самопроизвольный процесс переноса вещества, приводящий к установлению равновесного распределения концентрации в результате беспорядочного теплового движения частиц в газах, жидкостях или твердых 
телах). С другой стороны, по мере увеличения концентрации ионы, 
находящиеся в непрерывном движении, при столкновении с твердой 
поверхностью еще не растворившегося вещества могут задерживаться 
на ней, т. е. растворение всегда сопровождается обратным процессом – кристаллизацией. 

Может наступить такой момент, когда одновременно выделяется 

из раствора столько же ионов, сколько их переходит в раствор –
наступает равновесие. 

Частицы растворенного вещества в жидких растворах связыва
ются с окружающими их частицами (молекулами) растворителя различного вида межмолекулярными силами, образуя соединения, называемые сольватами (в случае водных растворов – гидратами). Таким 
образом, химическое взаимодействие молекул растворителя и молекул
(ионов) растворяемого вещества, приводящее к образованию сольватов, называют сольватацией.

По соотношению числа частиц, переходящих в раствор или уда
ляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщен
ные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного 
вещества и растворителя растворы подразделяются на разбавленные и 
концентрированные. 

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре 

больше не растворяется, т. е. раствор, находящийся в равновесии 
с растворяемым веществом, называется насыщенным, а раствор, 
в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, – ненасыщенным. Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного 
вещества. Следовательно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для 
данного вещества при строго определенных условиях (температура, 
растворитель) – величина постоянная.

Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его 

должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называют 
пересыщенным. Пересыщенные растворы – неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблюдается самопроизвольный переход 
в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного 
вещества, и раствор становится насыщенным.

Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбав
ленным и концентрированным. Разбавленные растворы – растворы 
с небольшим содержанием растворенного вещества; концентрированные растворы – растворы с большим содержанием растворенного 
вещества. Понятия «разбавленный» или «концентрированный» растворы являются относительными, они выражают только соотношение 
количеств растворенного вещества и растворителя в растворе.

Сравнивая растворимость различных веществ, можно увидеть, 

что насыщенные растворы малорастворимых веществ являются разбавленными, а хорошо растворимых веществ – хотя и ненасыщенные, 
но довольно концентрированными.

Различают идеальные и реальные растворы. Идеальным назы
вают раствор, в котором силы всех межмолекулярных взаимодействий 
молекул растворителя и растворенных веществ одинаковы. Частицы 
каждого компонента в идеальном растворе ведут себя независимо от 
присутствия частиц других компонентов. Идеальный раствор образуется без выделения или поглощения теплоты. При образовании идеального раствора его объем в точности равен сумме объемов смешиваемых компонентов. Идеальных растворов в природе не существует. 

В реальности образование раствора связано с изменением струк
туры растворителя, процессами диффузии, изменением характера 
межмолекулярного взаимодействия и др. 

В реальных растворах частицы растворенного вещества взаимо
действуют в растворе с молекулами растворителя и друг с другом. Растворенное вещество может находиться в виде молекул, или ассоциатов 
из нескольких молекул. Кроме того, оно может под действием молекул 
растворителя диссоциировать (частично или полностью) на ионы. 

Растворы, компоненты которых схожи по физическим и химиче
ским свойствам (оптические изомеры, гомологи и т. п.), близки к идеальным. Растворы, компоненты которых существенно различаются по 
физическим и химическим свойствам, можно приближенно считать 
идеальными лишь в области бесконечно малых концентраций. 

Жидкие растворы полярных веществ, особенно электролитов, 

обнаруживают заметное отклонение от идеальности уже при концентрациях, отвечающих мольной доле порядка одной миллионной.

Образование реального раствора, как правило, сопровождается вы
делением или поглощением тепла. Разрушение связей между молекулами в растворяемом веществе и растворителе связано с затратой энергии
(эндотермический процесс). При образовании новых связей в процессе сольватации энергия выделяется (экзотермический процесс). Общий энергетический эффект растворения, в зависимости от соотношения количеств выделяемой и поглощаемой энергии, может быть как положительным, так и отрицательным.

При растворении в воде, например, гидроксида калия или серной 

кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т. е. выделение 
теплоты, а при растворении нитрата аммония – сильное охлаждение 
раствора, т. е. поглощение теплоты. В первом случае осуществляется
экзотермический процесс (∆H < 0), во втором – эндотермический
(∆H > 0). Теплота растворения ∆H – это количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при растворении 1 моль вещества. Так, 
для гидроксида калия ∆H = –55,65 кДж/моль, а для нитрата аммония 
∆H = +26,48 кДж/моль.

Кроме того, растворение сопровождается изменением объема сме
шиваемых компонентов. Например, при растворении этилового спирта 
в воде объем раствора уменьшается (за счет образования сольватов) 
примерно на 3,5 % по сравнению с суммарным объемом взятых исходных веществ. При растворении иногда наблюдается изменение окраски 
раствора. 

Согласно химической (сольватной) теории растворов Д. И. Мен
делеева, между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходит взаимодействие, в результате которого образуются сольваты (нестойкие соединения переменного состава). Главную 
роль в образовании сольватов играют межмолекулярные взаимодействия, в частности: водородная связь, ион-дипольное или дипольдипольное взаимодействия. Кроме того, довольно часто растворяемое 
вещество может химически взаимодействовать с растворителем с образованием ковалентных или ионных соединений.

Исследования растворов различными методами показало, что 

в водных растворах образуются соединения частиц растворенного вещества с молекулами воды – гидраты. Особенно склонны к гидратации (соединению с водой) ионы. Ионы присоединяют полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). В результате образуются
гидратированные ионы. 

Многие из таких соединений непрочны и легко разлагаются при 

выделении их в свободном виде, однако в ряде случаев гидратная вода 
настолько прочно связана с растворенным веществом, что при выделении его из раствора входит в состав его кристаллов. 

Кристаллические вещества, содержащие в своем составе воду, 

называют кристаллогидратами, а воду, входящую в структуру таких 
кристаллов, называют кристаллизационной. 

Состав кристаллогидратов обычно выражают, указывая при фор
муле вещества число молекул кристаллизационной воды, приходящееся на одну структурную единицу этого вещества. Например:
CuSО4∙5H2O; CoCl2∙ 6H2O; FeCl3∙9H2O.

Таким образом, растворы занимают промежуточное положение 

между химическими соединениями и смесями. С одной стороны, растворы, как и химические соединения, однородны; образование растворов сопровождается, как правило, тепловым эффектом, что свидетельствует о взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя. С другой стороны, в растворах нет строгого стехиометрического соотношения между растворенным веществом и растворителем, 
т. е. растворы не подчиняются закону постоянства состава. Кроме того, 
они могут быть разделены на составные части (например, при упаривании раствора какой-либо соли можно выделить ее из раствора). 

9

1.2. Концентрация раствора

Количественный состав раствора чаще всего выражается с по
мощью понятия «концентрация», под которым понимают содержание 
растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы 
или объема раствора или растворителя. Для выражения концентрации 
раствора чаще всего используют массовую долю, молярную концентрацию и мольную долю.

1. Мольная доля (N или X) определяется отношением числа 

молей растворенного вещества к общему числу молей раствора. Сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице.

,      
(1.1)

где νi – количество i-го компонента, моль; n – число компонентов.

2. Массовая доля (w) часто используется на практике. В этом 

случае указывают число граммов растворенного вещества, приходящееся на 100 г раствора.

Массовая доля – величина безразмерная, она может быть выра
жена в долях единицы, но чаще указывается в процентах. Словосочетание «процентная концентрация» подразумевает массовую долю растворенного вещества, выраженную в процентах.

,     
(1.2)

где m1 – масса растворенного вещества, г; m – общая масса раствора, г.

3. Объемная доля чаще всего применяется в практических це
лях для газовых растворов и реже – для жидких. Необходимо учитывать, что для жидкостей объем раствора не равен сумме объемов компонентов.

,                              
(1.3)

где V1 – объем растворенного вещества, л; V – общий (суммарный)
объем раствора, л.

4. Моляльность (моляльная концентрация, m) определяется

числом молей растворенного вещества в 1000 г (в 1 кг) растворителя:

,          
(1.4)

где ν – количество растворенного вещества, моль; m2 – масса растворителя, кг.

5. Молярность (молярная концентрация, М или СМ) определя
ется числом молей растворенного вещества в одном литре раствора:

СМ = С = 𝜈

𝑉,                         
(1.5)

где ν – количество растворенного вещества, моль; V – общий объем 
раствора, л.

6. Нормальность (нормальная концентрация, N, Н, СN или СН) 

определяется числом эквивалентов растворенного вещества в одном 
литре раствора;

, 
(1.6)

где ν – количество растворенного вещества, моль; V – общий объем 
раствора, л; z – число эквивалентности; feq – фактор эквивалентности 
(feq = 1/z).

Эквивалентом называют реальную или условную частицу того 

или иного вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительновосстановительной реакции – одному электрону.

В результате работы И. В. Рихтера (1792–1800) был открыт закон 

эквивалентов: все вещества реагируют и образуются в эквивалентных 
отношениях. Математическое выражение закона эквивалентов имеет 
следующий вид: 

m1
m2

=

MЭКВ(1)
MЭКВ(2)

,

где m 1 и m 2 – массы реагирующих или образующихся веществ;
МЭКВ(1) и МЭКВ (2) – эквивалентные массы этих веществ. 

Пример. Определить массу соды (карбоната натрия) Na2CO3, не
обходимую для полной нейтрализации 1,96 г серной кислоты H2SO4. 

Решение. Воспользуемся законом эквивалентов 

𝑚(Na2CO3)

𝑚(𝐻2𝑆𝑂4) =

𝑀ЭКВ(Na2CO3)

𝑀ЭКВ(𝐻2𝑆𝑂4) .

Определяем эквивалентные массы веществ, исходя из их химиче
ских формул: 

Мэкв (Na2CO3) = 106 /(2·1) = 53 г/моль;

Мэкв(H2SO4) = 98/2·1 = 49 г/моль.

Тогда

m(Na2CO3) / 1,96г = 53 г/моль / 49 г/моль,

m(Na2CO3)= 2,12 г.

На законе эквивалентов, в соответствии с которым вещества 

реагируют между собой в эквивалентных количествах (n1 = n2), основан расчет результатов титриметрического анализа.

Для двух стехиометрически реагирующих веществ справедливо 

соотношение

V1∙C1 = V2∙C2,

где С1, С2 ⎯ молярные концентрации эквивалентов (нормальные концентрации) определяемого вещества и титранта; V1, V2 – объемы анализируемого раствора и раствора титранта соответственно, мл.

Зная молярную концентрацию, можно вычислить моляльную и 

другие.

Формулы для перехода от одних концентраций растворов к дру
гим представлены в табл. 1.1. 

1.3. Установление состава раствора. Титриметрия

Количественный анализ, т. е. установление состава раствора, – од
на из важных задач химической науки. Способов такого анализа множество. Это физические, химические и физико-химические методы. Одним 
из наиболее простых является титрование, или титриметрия.

Титриметрия – метод определения концентрации растворенного 

вещества, основанный на измерении объема раствора реагента. Реагент 
должен вступать в реакцию с определяемым веществом. Концентрация 
реагента должна быть точно известна. Такие реагенты называют титрованными (стандартными) растворами или титрантами.

Доступ онлайн
500 ₽
В корзину